Dokumen tersebut membahas tentang kesetimbangan kimia. Secara singkat, kesetimbangan kimia adalah suatu keadaan dinamis dimana laju reaksi pembentukan senyawa sama dengan laju reaksi penguraian, sehingga tidak terjadi perubahan konsentrasi total dalam sistem meski spesi terus terbentuk dan terurai. Untuk mencapai kesetimbangan, suatu reaksi akan melalui tahap pencampuran awal, daerah kinetik,

1. Kesetimbangan Kimia
By LB & DW_Kimia ITB

2. Kesetimbangan Kimia
 Untuk persamaan reaksi kimia umum:
aA + bB ⇌cC + dD
Jika A dan B direaksikan, pada suatu titik akan
tercapai dimana tak terdapat perubahan lebih
lanjut dalam sistem, titik ini disebut
kesetimbangan.
 Kesetimbangan kimia adalah suatu
kesetimbangan dinamik. Spesi-spesi dalam
reaksi terus terbentuk secara konstan namun
tanpa terjadi perubahan total dalam konsentrasi
sistem.
By LB & DW_Kimia ITB

3. Kesetimbangan Kimia
 Kesetimbangan Homogen
 Kesetimbangan yang hanya melibatkan satu fasa
yang sama.
 Contoh: semua spesi berada dalam fasa gas:
H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
 Contoh: semua spesi berada dalam larutan:
HC2H2O2(aq) ⇌ H+(aq) + C2H3O2
By LB & DW_Kimia ITB
-(aq)
 Tahap-tahap dasar: untuk reaksi umum
A + B ⇌ C, maka reaksi dapat dibagi dalam 3
tahap:pencampuran awal, daerah kinetik, daerah
kesetimbangan.

4. Kesetimbangan Kimia
 Pencampuran Awal
 Ketika A dan B mulai bereaksi, produk C belum
terbentuk. Reaksi berlangsung sebagai:
A + B ® C.
Hal ini hanya terjadi pada tahap awal sekali
dalam reaksi.
 Daerah Kinetik
 Segera setelah C terbentuk, reaksi kebalikan
mungkin bisa terjadi. Secara keseluruhan
konsentrasi total C mulai bertambah. Ketika
hampir mencapai kesetimbangan, laju reaksi
pembentukan produk makin lambat.
By LB & DW_Kimia ITB

5. Kesetimbangan Kimia
 Daerah Kesetimbangan
 Suatu titik akhirnya tercapai dimana reaksi
pembentukan produk dan reaksi kebalikannya
terjadi dengan laju reaksi yang sama. Pada
saat ini tak ada perubahan dalam konsentrasi
setiap spesi. A + B ⇌ C.
Konsentrasi Daerah
Kinetik
Daerah
Kesetimbangan
Waktu
By LB & DW_Kimia ITB

6. Tetapan Kesetimbangan
 Untuk reaksi kimia umum:
aA + bB ⇌eE + fF
tetapan kesetimbangan dapat dituliskan sebagai:
K [E] [F]
e f
=
C a b
[A] [B]
Dengan Kc adalah tetapan kesetimbangan untuk reaksi
kesetimbangan homogen
[ ]n adalah konsentrasi semua spesi dipangkatkan dengan
koefisien dalam persamaan reaksi yang setara.
By LB & DW_Kimia ITB

7. Tetapan Kesetimbangan
 Kesetimbangan Heterogen
 Kesetimbangan yang melibatkan lebih dari
satu fasa.
 Contoh: CaCO3(s) ⇌CaO(s) + CO2(g)
 Penulisan tetapan kesetimbangan untuk sistem
heterogen tidak melibatkan konsentrasi zat padat
atau zat cair murni, karena aktivitas zat padat dan zat
cair murni sama dengan 1.
Kc = [CO2]
By LB & DW_Kimia ITB

8. Tetapan Kesetimbangan
 Kesetimbangan heterogen
 Pada penulisan tetapan kesetimbangan, zat
padat dan cair murni tak dikutsertakan karena
konsentrasinya tidak bervariasi. Nilainya
sudah ikut termaasuk dalam nilai K.
 Selama temperatur konstan dan terdapat
sejumlah zat padat, jumlah zat padat yang ada
tidak mempengaruhi kesetimbangan.
By LB & DW_Kimia ITB

9. Penulisan Tetapan Kesetimbangan
 Contoh: tuliskan tetapan kesetimbangan
reaksi
(NH4)2CO3(s) ⇌ 2NH3(g) + CO2(g) + H2O(g)
 Jawab: Kc = [NH3]2[CO2][H2O]
 Tidak ada hubungan yang jelas antara laju
reaksi dengan besarnya tetapan
kesetimbangan, namun apabila nilai tetapan
kesetimbangan sangat besar, maka reaksi akan
berlangsung bertahun-tahun untuk mencapai
kesetimbangan pada suhu kamar. Contoh:
reaksi H2(g) + O2(g) ⇌ 2H2O(g), Kc = 2,9 x 1031.
By LB & DW_Kimia ITB

10. Penentuan Tetapan Kesetimbangan
 Tetapan kesetimbangan dapat ditentukan dari
percobaan. Jika konsentrasi awal semua reaktan
diketahui, hanya cukup diketahui satu nilai
konsentrasi spesi pada kesetimbangan, maka nilai
Kc bisa dihitung.
 Contoh: H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g). Jika pada 425,4 oC
konsentrasi awal diketahui: H2(g) 0,00500 M; I2(g)
0,01250 M dan HI(g) 0,00000 M. Sedangkan
pada kesetimbangan diperoleh konsentrasi iod
adalah 0,00772 M.
By LB & DW_Kimia ITB

11. Penentuan Tetapan Kesetimbangan
 Pada kesetimbangan:
 I2(g) = 0,00772 M
 HI(g) = 2 x konsentrasi I2 yang bereaksi= 2 x
(0,01250 - 0,00772)M = 2 x 0,00478M = 0,00956 M
 H2(g) = konsentrasi awal H2 dikurangi konsentrasi I2
yang bereaksi = (0,00500 – 0,00478)M = 0,00022 M
K [HI] (0,00956)
2 2
= =
[H ][I ] (0,00022)(0,00772)
= 54
By LB & DW_Kimia ITB
c
2 2

12. Tekanan Parsial dan Tetapan
Kesetimbangan
 Pada temperatur tetap, tekanan suatu gas
sebanding dengan kemolarannya.
 Ingat, untuk gas ideal: PV = nRT; dan
molaritas: M = mol/liter atau n/V.
 Sehingga: P = RTM
 Dengan R adalah tetapan gas dan T
adalah temperatur dalam kelvin.
By LB & DW_Kimia ITB

13. Tekanan Parsial dan Tetapan
Kesetimbangan
 Untuk reaksi kesetimbangan yang melibatkan gas, tekanan
parsial dapat digunakan sebagai pengganti konsentrasi
aA + bB ⇌eE + fF
K P P
e f
E F
=
p a b
P P
A B
 Kdigunakan ketika tekanan parsial dituliskan dalam satuan
p atmosfer. Secara umum, K= K, pada kasus tertentu: K=
p cp K(RT)Δn
g; dimana Δn= (e+f) – (a+b).
cg  Tetapan kesetimbangan yang lain adalah K, yang melibatkan
xhubungan antara fraksi mol produk dan reaktan, dan dinyatakan
dengan hubungan: Kx = Kc (RT)Pt
-1, dimana Padalah tekanan
t total dalam kesetimbangan.
By LB & DW_Kimia ITB

14. Tekanan Parsial dan Tetapan
Kesetimbangan
 Untuk reaksi kesetimbangan berikut, Kc = 1,10 x 107
pada 700 OC. Berapa nilai Kp?
2H2(g) + S2(g) ⇌2H2S(g)
ng
Kp Kc RT
= 1,10 x 10 0,08206 . 973
By LB & DW_Kimia ITB
 Jawab:
 Kp = Kc(RT)Δn
g
 T = 700 + 273 = 973 K
 R = 0,08206 atm.L.mol-1K-1
 Δng = 2 – (2+1) = -1 ( )
( )
1
7
5
.
= 1,378 x 10
atm L K
mol K
D
- éæ ö ù
êç ¸ ú
êëè ø úû
=

15. Perhitungan Kesetimbangan
 Kita dapat meramal arah reaksi dengan
menghitung kuosien reaksi.
 Kuosien reaksi, Q, untuk reaksi:
aA + bB ⇌eE + fF
Q [E] [F]
e f
a b
[A] [B]
=
 Kuosien reaksi, Q, memiliki bentuk yang sama
dengan Kc, namun perbedaannya adalah bahwa Q
berlaku untuk semua jenis konsentrasi pada kondisi
apa saja, bukan hanya konsentrasi pada saat
kesetimbangan.
By LB & DW_Kimia ITB

16. Kuosien Reaksi
 Setiap tahap dengan konsentrasi tertentu
dapat dihitung nilai Q-nya. Dengan
membandingkan nilai Q dengan Kc, kita
bisa meramalkan arah reaksi:
 Q < Kc: reaksi pembentukan produk akan
berlangsung.
 Q = Kc: tidak terjadi perubahan, terjadi
kesetimbangan.
 Q > Kc: Reaksi penguraian produk menjadi
reaktan akan berlangsung
By LB & DW_Kimia ITB

17. Contoh Kuosien Reaksi
 Untuk reaksi: H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g), nilai Kc
adalah 54 pada 425,4 oC. Jika terdapat
campuran sebagai berikut, ramalkan arah reaksi:
[H2] = 4,25 x 10-3M; [I2] = 3,97 x 10-1 M; [HI] =
9,83 x 10-2M.
 Jawab: karena nilai Q < Kc, dan sistem bukan
dalam kesetimbangan, maka reaksi akan
berlangsung ke arah pembentukan produk.
Q [HI] (9,83x10 )
2 2 2
[H ][I ] (4,25x10 )(3,97x10 )
= 5,73
By LB & DW_Kimia ITB
3 1
2 2
-
- - = =

18. Menghitung Konsentrasi pada
Kesetimbangan
 Jika stoikiometri dan nilai Kc untuk suatu
reaksi diketahui, maka penghitungan
konsentrasi kesetimbangan untuk semua
spesi bisa dilakukan.
 Contoh: suatu sampel COCl2 mengalami
dekomposisi. Nilai Kc untuk reaksi
COCl2(g)⇌ CO(g) + Cl2(g)
adalah 2,2x10-10 pada 100 oC. Jika
konsentrasi awal COCl2 adalah 0,095 M,
berapa konsentrasi kesetimbangan untuk
tiap spesi yang terlibat dalam reaksi?
By LB & DW_Kimia ITB

19. Menghitung Konsentrasi pada
Kesetimbangan
COCl2(g) CO(g) Cl2(g)
Konsentrasi awal, M 0,095 0,000 0,000
Perubahan konsentrasi, DM -x x x
Kons. Kesetimbangan, M (0,095-x) x x
[ ] [ ]
[ ] ( )
CO Cl K = =
x
By LB & DW_Kimia ITB
2
2
2 0,095 c
COCl -
x

20. Menghitung Konsentrasi pada
Kesetimbangan
K x x
( )
Penataan ulang menghasilkan:
x2 + 2,2.10-10x – 2,09.10-11= 0
Ini adalah persamaan kuadrat yang bisa
diselesaikan secara matematis
By LB & DW_Kimia ITB
2
2,2 10 10
0,095 c
x
= - =
-

21. Menghitung Konsentrasi pada
Kesetimbangan
- -
2 2, 2.10 10 11
+ - =
2,09.10
( ) ( ) ( ) ( )
= - ± -
- - + é - - - -
ù = êë úû
=
By LB & DW_Kimia ITB
2
1
10 10 2 11 2
-
6
b
0
4
2
2, 2.10 2, 2.10 4 1 2, 09.
10
2
9,1 10
c
x
x
a
x b b ac
a
x
x x M

22. Menghitung Konsentrasi pada
Kesetimbangan
 Sekarang kita telah mengetahui nilai x,
sehingga konsentrasi spesi dapat
diketahui:
 COCl2 = 0,095 – x = 0,095 M
 CO = x = 9,1 x 10-6 M
 Cl2 = x = 9,1 x 10-6 M
 Dalam hal ini perubahan konsentrasi COCl2
diabaikan karena sangat kecil dibandingkan
konsentrasi awal.
By LB & DW_Kimia ITB

23. Meramalkan Pergeseran
kesetimbangan
 Prinsip Le Chatelier: ketika suatu sistem
dalam kesetimbangan diberikan stress,
maka sistem tersebut akan bereaksi
untuk menghilangkan stress tersebut.
 Posisi kesetimbangan kimia akan bergeser
ke suatu arah untuk menghilangkan
stress.
aA + bB ⇌ cC + dD
 Contoh: penambahan A atu B atau
penghilangan C atau akan menggeser
kesetimbangan ke arah kanan reaksi.
By LB & DW_Kimia ITB

24. Meramalkan Pergeseran
kesetimbangan
 Konsentrasi pada kesetimbangan berdasarkan
pada:
 Kesetimbangan spesifik
 Konsentrasi awal
 Faktor lain seperti:
 Temperatur
 Tekanan
 Kondisi reaksi spesifik
 Perubahan salah satu atau beberapa kondisi di
atas akan menimbulkan stress pada sistem
sehingga terjadi pergeseran kesetimbangan.
By LB & DW_Kimia ITB

25. Perubahan Konsentrasi
 Perubahan konsentrasi tidak mengubah
nilai tetapan kesetimbangan pada
temperatur tetap.
 Ketika suatu materi ditambahkan ke
dalam sistem kesetimbangan,
kesetimbangan akan bergeser dari sisi
yang ditambahkan.
 Ketika suatu materi dihilangkan dari
sistem kesetimbangan, maka
kesetimbangan akan bergeser ke arah sisi
yang kehilangan.
By LB & DW_Kimia ITB

26. Perubahan Konsentrasi
 Contoh. I2 ditambahkan ke dalam campuran
kesetimbangan. Sistem akan menyesuaikan
semua konsentrasi untuk membuat sistem
kesetimbangan baru dengan nilai Kc sama.
By LB & DW_Kimia ITB
Log Konsentrasi
Waktu

27. Log Konsentrasi
 Contoh. Sejumlah H2 dihilangkan. Sistem akan
menyesuaikan semua konsentrasi untuk
membentuk sistem kesetimbangaan baru dengan
nilai Kc sama.
By LB & DW_Kimia ITB
Log Konsentrasi
Waktu

28. Perubahan Tekanan
 Perubahan tekanan tidak mengubah
besarnya nilai tetapan ksesetimbangan
pada temperatur tetap.
 Zat padat dan cair tidak dipengaruhi oleh
perubahan tekanan.
 Perubahan tekanan dengan
menambahkan suatu gas inert tidak akan
menggeser kesetimbangan.
 Perubahan tekanan hanya
memperngaruhi gas-gas yang merupakan
bagian dari suatu sistem kesetimbangan.
By LB & DW_Kimia ITB

29. Perubahan Tekanan
 Secara umum, kenaikan tekanan dengan
cara penurunan volume akan menggeser
kesetimbangan ke arah sisi yang memiliki
jumlah mol lebih sedikit.
H2(g) + I2(g) ⇌ 2HI(g)
(tidak dipengaruhi oleh perubahan tekanan)
N2O2(g) ⇌ 2NO2(g)
(kenaikan tekanan akan menggeser
kesetimbangan ke kiri)
By LB & DW_Kimia ITB

30. Perubahan Temperatur
 Perubahan temperatur biasanya akan
mengubah nilai tetapan kesetimbangan
 Nilai Kc dapat berkurang atau bertambah
dengan kenaikan temperatur
 Arah dan derajat perubahan reaksi bergantung
pada reaksi spesifik (eksoterm atau
endoterm). Kenaikan temperatur akan
bergeser ke arah reaksi endotem.
T, oC Kp
649 2,7 x 10o
760 6,3 x 101
871 8,2 x 102
982 6,8 x 103
T, oC Kp
649 2,7 x 10o
760 6,3 x 101
871 8,2 x 102
982 6,8 x 103
By LB & DW_Kimia ITB
T, oC Kp
227 9,0 x 10-2
427 8,1 x 10-5
627 1,3 x 10-6
827 9,7 x 10-8
T, oC Kp
227 9,0 x 10-2
427 8,1 x 10-5
627 1,3 x 10-6
827 9,7 x 10-8

31. Hubungan Temperatur dengan
Tetapan Kesetimbangan K
 Dengan menghubungkan Hukum II Termodinamika mengenai
energi bebas Gibbs dan kaitannya dengan persamaan gas
ideal, maka diperoleh hubungan:
DG = RTln(Q/K) = RTlnQ – RTlnK
Dengan memilih nilai Q pada keadaan standar, pada saat semua
konsentrasi 1 M (atau tekanan 1 atm), maka nilai ln Q = 0 dan DG =
DG0, sehingga:
DGo = - RTlnK
Pada setiap kondisi selain sistem kesetimbangan, kespontanan reaksi
dapat pula ditentukan:
DG = DGo + RTlnQ
Jadi, jika Q<K, lnQ/K < 0, reaksi bergeser ke kanan (DG <0)
Jika Q>K, lnQ/K > 0, reaksi bergeser ke kiri (DG>0)
Jika Q = K, lnQ/K = 0, reaksi dalam kesetimbangan (DG = 0)
By LB & DW_Kimia ITB

32. Hubungan Temperatur dengan
Tetapan Kesetimbangan K
 Dengan menggabungkan persamaan
DGo = - RTlnK dengan DGo = DHo-TDS,
diperoleh persamaan van’t Hoff yang
menunjukkan hubungan antara K
dengan termperatur.
ln K H 1 1
K R T T
D æ ö
 Temperatur naik akan menaikkan nilai
Kc untuk sistem dengan DHrks positif
(endoterm).
 Temperatur naik akan menurunkan
nilai Kc untuk sistem dengan DHrks
negatif (eksoterm)
By LB & DW_Kimia ITB
0
2 rks
1 2 1
= - ç - ¸
è ø
lnK
1/T
Endoterm
Eksoterm